高中化学 专题2 第一单元 小专题大智慧（三）氧化还原反应的规律及应用讲义（含解析）苏教版必修1-苏教版高一必修1化学教案.doc

氧化还原反应的规律及应用1．氧化还原反应的基本规律(1)守恒规律化合价有升必有降电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应化合价升降总数相等得失电子总数相等。应用：计算和配平氧化还原反应方程式。(2)强弱规律相对较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。应用：在适宜条件下用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。(3)价态规律元素处于最高价态只有氧化性；元素处于最低价态只有还原性；元素处于中间价态既有氧化性又有还原性但主要表现其中一种性质。应用：判断物质氧化性、还原性及反应的可能性。(4)转化规律氧化还原反应中以元素相邻价态间的转化最易；同种元素不同价态之间若发生反应元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。应用：分析判断氧化还原反应能否发生元素化合价如何变化。(5)难易规律越易失电子的物质失电子后就越难得电子越易得电子的物质得电子后就越难失去电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时优先与还原性最强的还原剂发生反应；同理一种还原剂遇到多种氧化剂时与氧化性最强的氧化剂优先反应。应用：判断物质的稳定性及反应顺序。[例证1]根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是()H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4；2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2；3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3。A．H2SO3>I－>Fe2＋>NOB．I－>Fe2＋>H2SO3>NOC．Fe2＋>I－>H2SO3>NOD．NO>Fe2＋>H2SO3>I－[解析]先确定各反应的还原剂(分别为H2SO3、HI、FeCl2)和还原产物(分别为HI、FeCl2、NO)根据还原性：还原剂>还原产物故有H2SO3>HIHI>FeCl2FeCl2>NO。[答案]A[例证2][双选]对于反应CaH2＋2H2O===Ca(OH)2＋2H2↑下列叙述正确的是()A．H2只是还原产物B．水是氧化剂C．CaH2中的氢元素既被氧化也被还原D．此反应中的氧化产物和还原产物的物质的量之比是1∶1[解析]上述反应中的电子转移情况为：反应中CaH2为还原剂H2O为氧化剂H2既是氧化产物又是还原产物且n(氧化产物)∶n(还原产物)＝1∶1。[答案]B、D2．氧化还原反应的简单计算(1)计算依据：电子守恒即得电子总数与失电子总数相等或化合价升降总数相等。(2)计算公式：氧化剂物质的量×变价元素原子数×化合价变化值＝还原剂物质的量×变价元素原子数×化合价变化值[例证3]向含有1molFeCl2的溶液中通入0.2molCl2再加入含0.1molX2Oeq\o\al(2－7)的酸性溶液使溶液中Fe2＋恰好全部被氧化并使X2Oeq\o\al(2－7)还原为Xn＋则n值为()A．2B．3C．4D．5[解析]由题意知Fe2＋是还原剂失电子Cl2、X2Oeq\o\al(2－7)是氧化剂得电子。根据电子得失守恒得：n(Fe2＋)×1＝n(Cl2)×2＋n(X2Oeq\o\al(2－7))×(6－n)×2即1×1＝0.2×2＋0.1×(6－n)×2解之得：n＝3。[答案]B1．从硫元素的化合价态上判断下列物质中的硫元素不能表现氧化性的是()A．Na2SB．SC．SO2D．H2SO4解析：选A明确硫元素的最高价为＋6价最低价为－2价。硫元素不能表现氧化性说明物质中硫元素的化合价不能降低即硫元素处于最低价态。2．已知反应：①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3③I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI判断下列物质氧化能力由强到弱的顺序正确的是()A．I－＞Fe2＋＞Cl－＞SO2B．Cl2＞Fe3＋＞I2＞SO2C．Fe2＋＞I－＞Cl－＞SO2D．Cl2＞Fe3＋＞SO2＞I2解析：选B根据氧化还原反应中“前强后弱”规律可知氧化能力：①FeCl3＞I2②Cl2＞FeCl3；③I2＞SO2综上所述氧化能力：Cl2＞FeCl3＞I2＞SO2。3．溶液中氧化剂XOeq\o\al(－3)的含量为1.5×10－2mol与300mL0.1mol·L－1亚硫酸钠(Na2SO3)溶液恰好反应完全已知Na2SO3被氧化为Na2SO4则还原产物中元素X的价态是()A．＋2B．－2C．＋1D．0解析：选Cn(Na2SO3)＝0.3L×0.1mol·L－1＝0.03molNa2SO3被氧化为Na